B) При нагревании ацетилена в присутствии активированного угля (реакция Зелинского) осуществляется циклическая тримеризация с образованием бензола.
Водород самый распространенный элемент во вселенной
Химические свойства: Взрывоопасен при смеси с воздухом; Слабоактивный, из-за прочной связи молекул, требует большое количество энергии
1) При нагревании водород реагирует с кислородом и образует воду (однако эта реакция максимально теоритическая, потому что нужно невероятное количество энергии):
2H2+O2=>2H2O
2) При реакции оксидов металлов и водорода происходит восстановление: H2+CuO=>H2O+Cu
3) В обычных условиях, реагирует с активными металлами и Фтором (F)
F2+H2=>2HF
Ca+H2=>CaH2
4) При нагревании Водород реагирует с неметаллами и металлами:
H2+Cl2=>2HCL
H2+2Na=>2NaH
Получение:
1) Реакция замещения кислот (серной и соляной) на металлы (цинк и железо)
Zn + 2HCl => H2 + ZnCl2
2) Реакция вытеснения активными металлами водорода из воды
Ca + 2H2O => H2 + Ca(OH)2
3) Пропускание водяного пара над нагретым коксом
C + H2O => H2 + CO
4) Конверсия нагретого водяного пара и метана
CH4 => 2H2 + CO2
5) Электролиз воды
2H2O => 2H2 + O2
Применение:
1) Производство аммиака NH 3 (пластмассы, удобрения, взрывчатка и так далее);
2) Применяется в гидрокрекинге и гидроочистке нефти, для повышения качества продуктов;
3) Получение саломаса (твердый жир из растительных масел) для производства маргарина, косметики и мыла;
4) Изотопы водорода используют для получения ядерного оружия;
5) Водород может использоваться в качестве топлива ракет, машин и дирижаблей с воздушными шарами.
|
|
|
6) Восстановление оксидов с образованием воды и металла
Кислород ( O 2 ):
Порядковый номер: 8
Относительная атомная масса: 15.99 (16)
Валентность: VI
Период: 2
Электронная конфигурация: 1s2, 2s2, 2p4
Физические свойства: Неметалл; Не обладающий цветом, запахом или вкусом газ; Слаборастворимый в воде; Легкий газ, чуть тяжелее воздуха
Кислород самый распространенный элемент на Земле, его массовая доля в земной коре 49,5 %
Имеет 2 аллотропные модификации – кислород O2 и озон – O3
Химические свойства: Сильный окислитель; Второй по активности неметалл после фтора
1) При реакции с органическими соединениями происходит окисление (горение):
2C6H6 + 15O2 => 12CO2 + 6H2O
2) Вступая в реакции с другими атомами образует оксиды:
Cu + O2 => CuO
3) Реагируя при высокой температуре с водородом образует воду:
2H2 + O2 => 2H2O
Получение:
1) Получение из воздуха путем разделения компонентов;
2) Разложение кислородосодержащих веществ при нагревании:
2KMnO4 => K2MnO4 + MnO2 + O2
2HgO => 2Hg + O2
3) Электролиз воды
2H2O => 2H2 + O2
4) Реакция перекисных соединений с углекислым газом
2Na2O2 + 2CO2 => 2Na2CO3 + O2
Применение:
1) В металлургии в горелках используется кислородно-воздушная смесь
2) Горелки используют кислород
|
|
|
3) Используется как реактив-окислитель в множествах соединений, например спирты, кислоты, альдегиды, оксиды
4) Используется в качестве окислителя в ракетном топливе
5) Большинство живых существ дышат кислородом
6) Отравление кислород (рвота, пневмония, судороги)
Вода ( H 2 O ):
Вода или же Оксид Водорода – ковалентное соединение двух атомов водорода и одного атома кислорода. При обычных условиях, представляет прозрачную жидкость, которая не имеет запаха, вкуса и цвета. В газообразном состоянии – водяной пар, а в твердом – лед.
Молярная масса: 18 г/моль
Физические свойства: Хороший растворитель (из-за чего, в воде всегда есть разные соли и вещества, которые дают ей хорошую электропроводимость); хороший диэлектрик (изолятор);
Температура отвердевания: 0°С
Температура кипения: 100°С
Химические свойства:
Основа химии, вода отвечает за множество процессов и необходима для жизни. Служит переносчиком кислорода и еды, помогая ей усваиваться, благодаря своему качеству хорошо растворять вещества. Вода является причиной гидролиза и широко используется в промышленности.
1) При реакции воды с активными металлами образуются щелочь и водород
2H2O+2NA=>2NaOH + H2
2) При взаимодействии с солями со слабым кислотным остатком вызывается полный гидролиз
Al2S3+6H2O=>2AL(OH)3 + 3H2S
|
|
|
3) Процесс фотосинтеза
В зеленых клетках растений (где содержится пигмент – хлорофил) под действием солнечного излучения реагируют углекислый газ (CO2) и вода, в следствии, образуется глюкоза и кислород
6CO2 + 6H2O => C6H12O6 + 6O2`
Часто используется в виде катализатора для реакций
Получение:
1) Как продукт реакции нейтрализации
H2SO4+2KOH=>K2SO4+2H2O
2) Продукт восстановления оксидов металлов водородом
CuO + H2 => Cu + H2O
3) При разложении перекиси водорода образуются вода и кислород (обычно используются катализаторы)
H2O2 + MnO2 => MnO + H2O + O2
Применение:
У воды невероятно количество применений. Например
1) Жизнедеятельность живых организмов (человек состоит на 60 процентов из воды)
2) Готовка еды
3) Земледелие
4) Проводник
5) Растворитель
6) Разбавитель
Перекись водорода ( H2O2):
Перекись водорода или пероксид водорода – ковалентное соединение двух атомов водорода и двух атомов кислорода. При обычных условиях, представляет бесцветную тяжелую сиропообразную жидкость с металлическим вкусом.
Молярная масса: 34 г/моль
Физические свойства: Тяжелая полярная жидкость; Хороший растворитель; Высокая вязкость
|
|
|
Температура плавления: -0,4°С
Температура кипения: 150,2°С
Химические свойства:
Взрывоопасна; Очень хорошо растворима в воде, спирте и диэтиловом эфире; Проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства
1) При разложении перекиси водорода образуются вода и кислород (обычно используются катализаторы)
H2O2 + MnO2 => MnO + H2O + O2
2) При реакции с кислородом выделяет воду и озон
H2O2 + O2 => H2O + O3
3) При взаимодействии с гидроксидами образует соли пероксида водорода
H2O2+ 2NaOH => Na2O2 + 2H2O
4) При восстановлении образует воду или основную группу
H2O2 + 2KI + H2SO4 => I2 + K2SO4 +2H2O
5) При окислении выделяет свободный кислород
3H2O2 + 2KMnO4 => 2MnO2 + 2KOH + 3O2 + 2H2O
Получение:
1) Реакция пероксида Бария с разбавленной серной кислотой:
BaO2 + H2SO4 => BaSO4 + H2O2
Применение:
1) Отбеливатель на текстильном и бумажном производстве
2) Ракетное топливо, в качестве окислителя
3) Аналитическая химия, как пенообразователь для дезинфицирующих и отбеливающих средств
4) Дезинфекция производственного оборудования (можно и для человека, но не желательно, замедляет заживление ран)
5) Очистка глубоких гнойных ран
6) Удаление серной пробки в ушах
7) Обесцвечивание волос
5. Структура, свойства и поведение s и p элементов.
S -элементы – химические элементы, которые располагаются в первых 2 группах периода. Занимают s-орбиталь. Типичные представители s-элементов – щелочные и щелочноземельные металлы (за исключением H2 и He2). Они все очень активные и поэтому в чистом виде не встречаются. Из-за маленького количества электронов на последнем уровне проявляют сильные восстановительные свойства
· Гидроксид натрия (NaOH):
Гидроксид натрия либо же каустическая сода – соединение натрия и гидроксильной группы, является самой распространенной щелочью.
Молярная масса: 40 г/моль
Физические свойства: белое твердое вещество; Хорошо растворяется в воде, выделяя большое количество теплоты; Сильно гигроскопичен (склонность сохранять влажность).
Химические свойства: Каустическая сода – сильная щелочь с основанием (OH).
1. Реакция нейтрализации:
NaOH + HCl => NaCl + H2O
2. При реакции с солями образуется осадок и соль натрия
2NaOH + CuSO4 => Cu(OH)2ˬ+Na2SO4
3. Используется для омыления органических веществ (жиров)
RO-O-R (Эфир) + NaOH => RO-ONa (Карбоксилат Натрия) + R-OH (Спирт)
Методы получения :
1. Пиролитический метод. Происходит накаливание карбоната натрия или гидрокарбоната натрия:
2NaHCO3 => Na2CO3+ CO2 + H2O
Na2CO3 => Na2O + CO2, потом полученный оксид натрия охлаждают и добавляют воду:
Na2O+H2O => 2NaOH
2. Известковый метод. Процесс каустификации, при температуре 80 градусов реагируют карбонат натрия и гашеная известь с получением каустической соды и осадка карбоната кальция
Na2CO3 + Ca(OH)2 => 2NaOH + CaCO3
3. Ферритный метод. Происходит нагревание карбоната натрия с оксидом железа (III). Далее, полученный спек обрабатывается в воде с получением каустической соды и осадка водяной смеси оксида железа (III)
Na2CO3 + Fe2O3 => 2NaFeO2 + CO2
2NaFeO2 + 2H2O => 2NaOH + Fe2O3*H2O
Применение:
1) Для омыления жиров
2) Для нейтрализации кислот или кислотных оксидов
3) Для получения биодизельного топлива
4) Для очищения засоров канализационных труб
5) Для нейтрализации отравляющих веществ
6) Для удаления ороговевших участков кожи, бородавок и папиллом
7) Для ускорения проявления фотографии
8) Для получения целлюлозы в производстве бумаги и картона
9) Как токсин, так как он очень химический активный и сильно разъедает органику
· Гидрокарбонат натрия (NaHCO3):
Гидрокарбонат натрия либо же пищевая сода – натриевая кислая соль угольной кислоты
Молярная масса: 84 г/моль
Физические свойства: мелкокристаллический порошок белого цвета.
Химические свойства: проявляет свойства соли сильного основания и слабой кислоты.
1) При реагировании с кислотой образует соль, подходящую кислоте, и угольную кислоту (H2CO3), которая в процессе распадается на углекислый газ и воду:
NaHCO3 + HCl => NaCl + H2O + CO2
{H2CO3=> H2O + CO2}
В быту обычно применяется реакция “гашения соды” уксусной (CH3COOH) или лимонной кислотой (C6H8O7)
NaHCO3 +CH3COOH => CH3COONa + H2O + CO2
2) При температуре в 60 градусов, распадается на карбонат натрия и угольную кислоту (H2CO3), которая в процессе распадается на углекислый газ и воду:
2NaHCO3 => Na2CO3 + H2O + CO2
Методы получения:
1) Аммиачно-хлоридный способ. В водяной раствор аммиака (NH3) пропускают углекислый газ и добавляют полученное вещество в концентрированный раствор хлорида натрия
NH3+CO2+ H2O => NH4HCO3
NH4HCO3 + NaCl => NaHCO3 + NH4Cl (хлорид аммония)
После реакции из хлорида аммония снова получают аммияк, добавляя к нему гидроксид кальция (гашенную известь)
2NH4Cl + Ca(OH)2 => 2NH3 + CaCl2 + 2H2O
Применение:
1) В приготовлении хлеба, кондитерских изделий и газированных напитков
2) В производстве резины для подошв обуви и искусственных кож
3) Используется как разрыхлитель в тесте с кислыми компонентами (уксус или кефир). Происходит реакция с кислотой и выделяется углекислый газ, который поднимает тесто
4) При болезни часто используется раствор пищевой соды с водой для полоскания горла и ротовой полости
5) Используется вместе с карбонатом аммония ((NH4)2CO3) в качестве наполнителя в огнетушителях. Потому, что происходит выделение углекислого газа, который блокирует поступление кислорода и ослабляет горение
6) Используется для чистки кухонной посуды и среды
· Оксид кальция (CaO):
Оксид кальция либо же негашеная известь – ионное соединение атомов кальция и кислорода
Молярная масса: 56 г/моль
Физические свойства: белое кристаллическое вещество
Химические свойства: основной оксид.
1) При реакции с водой выделяет тепло и образует гашенную известь
CaO + H2O => Ca(OH)2 + 63,7 кДж
2) Как основной оксид, реагирует с кислотами и кислотными оксидами, образуя соли
CaO + SO2 => CaSO3
3) При нагревании на высокой температуре с углеродом образует карбид кальция (используемый для получения ацителена или же этина)
CaO + 3C => CaC2 + CO
Методы получения:
1) Термическое разложение известняка (CaCO3):
CaCO3 => CaO +CO2
2) Реакция соединения кальция и кислорода
2Ca + O2 => 2CaO
3) Термическое разложение гидроксида кальция (гашенная известь)
Ca(OH)2 => CaO + H2O
Применение:
1) Используется в производстве строительных материалов.
Раньше также использовался в виде побелки, но, из-за его гигроскопичности (склонность поддерживать высокую влажность) ныне не используется
2) Используется как дешевый реагент для осушения растворителей и жидких веществ
· Гидроксид кальция (Ca(OH)2):
Гидроксид кальция либо же гашеная известь – сильное основание.
Молярная масса: 74 г/моль
Физические свойства:
1) Мелкокристаллический гигроскопичный порошок белого цвета.
2) Малорастворимый в воде. При повышении температуры растворимость падает еще сильнее. От температуры в 512 градусов, начинает превращаться в негашеную известь и терять воду, при температуре в 600 градусов процесс потери воды практически завершается.
Химические свойства: Сильное основание, водный раствор имеет сильнощелочную среду
1) Реакция нейтрализации
Ca(OH)2 + H2SO4 => 2H2O + CaSO4
Раствор постепенно мутнеет, из-за взаимодействия гидроксида кальция и углекислого газа из воздуха
Ca(OH)2 + CO2 => CaCO3 + H2O
При дальнейшем пропускании углекислого газа через полученный раствор, он опять потеряет цвет, из-за образования гидрокарбоната кальция, который более растворимый в воде
CaCO3 + CO2 + H2O => Ca(HCO3)2
2) При высокой температуре, около 400 градусов, взаимодействует с оксидом углерода (II)
Ca(OH)2 + CO => CaCO3 + H2
3) Взаимодействует с солями, которые в ходе реакции дают осадок
Ca(OH)2 + Na2SO3 => CaSO3 + 2NaOH
4) Реакция с солями аммония (NH4) с образованием аммиака (NH3)
Ca(OH)2 + 2NH4Cl => CaCl2 + 2NH3 + 2H2O
Методы получения:
Процесс гашения. Добавление воды к оксиду кальция (негашеной извести). Реакция сильно экзотермическая и выделяет 67 кДж
CaO + H2O => Ca(OH)2 + 67 кДж
Применение:
1. Известковое молоко (гашеная известь с большим количеством воды) применяется для побелки стен
2. Используется для приготовления известкового строительного материала. Однако цемент почти полностью вытеснил гашеную известь, потому что при реакции компонентов образуется вода, из-за которой некоторое время сохраняется высокая влажность .
3. Используется для приготовления силикатного бетона и кирпича
4. Для устранения карбонатной жесткости воды
5. Для производства известковых удобрений
6. При производстве каустической соды (процесс каустификации) и поташа (K2CO3)
7. Получение органических кислот, соединений кальция и реакции нейтрализации
8. Реактив качественной реакции на углекислый газ
9. Известковое молоко применяется для рафинирования сахара
10. Дезинфекция корневых зубных каналов
11. Добавка в грунт для снижения его удельного электрического сопротивления
12. Для приготовления смесей против вредителей расстений
p -элементы – химические элементы, которые располагаются с III – VIII группу. Содержит в себе все неметаллы, полуметаллы и несколько металлов. Группа p-элементов не имеет между собой общих черт, все эти элементы сильно друг от друга отличаются. К ним относятся амфотерные, халькогены, галогены и инертные газы.
Халькогены – элементы VI группы. Идут по активности после галагенов. В природе встречаются в связях с металлами в месторождениях
Галогены – элементы VII группы. Самые активные и электроотрицательные элементы. В природе встречаются в связях с другими веществами или растворенными в воде.
Инертные газы – элементы VIII группы. Неактивные элементы, которые очень сложно и неохотно вступают в реакции. Обычно, представляют из себя бесцветные газы без запаха. В природе встречаются в горных породах и в атмосфере (воздух).
· Соляная кислота ( HCl )
Соляная кислота или хлороводород – сильная неорганическая кислота
Молярная масса: 36,5 г/моль
Физические свойства: бесцветная прозрачная едкая жидкость, дымиться на воздухе, находится в желудке человека (где из-за примесей обладает желтоватым цветом)
Химические свойства: самая сильная кислота
1) Металлы более активные чем водород вытесняют его и образуют хлориды и водород
2Na + 2HCl => 2NaCl + H2
2) Реакция с оксидами металлов с образованием хлоридов и воды
MgO + 2HCl => MgCl2 + H2O
3) Реакция нейтрализации
NaOH + HCl => NaCl + H2O
4) Взаимодействие с аммиаком (NH3) с образованием густого белого дыма, состоящего из кристаллов хлорида аммония
NH3 + HCl => NH4Cl
5) Качественная реакция. Взаимодействие с нитратом серебра с образованием белового творожистого осадка
HCl + AgNO3 => AgCl + HNO3
Методы получения:
1) Реакция взаимодействия концентрированной серной кислоты и поваренной соли
NaCl + H2SO4 => NaHSO4 + HCl
2) Реакция горения водорода в хлоре
H2 + Cl2 => 2HCl
3) Гидролиз хлорида магния или алюминия
MgCl2*6H2O => MgO + 2HCl + 5H2O
Применение:
1) Используется для очистки поверхности металлов
2) Получение хлоридов
3) Находиться в составе желудочного сока
· Серная кислота ( H 2 SO 4 )
Серная кислота – сильная неорганическая кислота
Молярная масса: 98 г/моль
Физические свойства: тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха с сильнокислым “медным” вкус
Химические свойства: вторая по силе кислота. При нагревании очень сильный окислитель
1) Окисляет иодоводород и бромоводород до свободных галогенов
8HI + H2SO4 => 4I2 + H2S + 4H2O
2HBr + H2SO4 => Br2 + SO2 + 2H2O
2) Окисляет углерод и серу до оксидов
C + 2H2SO4 => 2SO2 + CO2 + 2H2O
S + 2H2SO4 => 3SO2 + 2H2O
3) Окисляет многие металлы до сульфатов, при этом сама становиться оксидом серы (IV)
Cu + 2H2SO4 => CuSO4 + 2H2O + SO2
4) Реакция нейтрализации:
a) Разбавленная кислота, с выделением воды и сульфатов
H2SO4 (разб) + 2NaOH => 2Na2SO4 + 2H2O
b) Концентрированная кислота, с выделением воды и гидросульфатов
H2SO4 (конц) + NaOH => Na2HSO4 + H2O
5) Качественная реакция. Реакция с солями Бария, при которой образуется белый осадок сульфата бария
H2SO4 + BaCl2 => BaSO4 + 2HCl
Методы получения:
1) Промышленный способ. Окисление оксида серы (IV) до оксида серы (VI) и добавлением к нему воды
2SO2 + O2 => 2SO3
H2O + SO3 => H2SO4
2) Нитрозный (башенный) способ. В специальных башнях происходила реакция оксида серы (IV), оксида азота (IV) и воды с выделением серной кислоты и оксида азота (II)
SO2 + NO2 + H2O => H2SO4 + NO
Применение:
1) В обработке руд. Используется для добычи редких элементов, как уран, иридий и так далее
2) Производство минеральных удобрений
3) В качестве электролита в свинцовых аккумуляторах
4) Производство дымообразующих и взрывчатых веществ
· Аммиак ( NH 3 )
Нитрид водорода или аммиак – соединение одного атома азота и трех атомов водорода
Молярная масса: 17 г/моль
Физические свойства: бесцветный газ с резким характерным запахом, токсичен, очень хорошо растворим в воде
Химические свойства:
1) Присоединяет к себе протон водорода и образует ион аммония
NH3 + H+ => NH4
2) Взаимодействует с кислотами, образовывая соли аммония
NH3 + HNO3 => NH4NO3
3) При взаимодействии с металлами образует амиды (NH-), имиды(NH-2) и нитриды (NH-3)
4) При реакциях с галогенами образует опасные взрывчатые вещества – галогениды азота
NH3 + 3I2 => I3N + 3HI
5) Амины являются производными аммиака
Методы получения:
Лабораторный метод. Реакция сильных щелочей и солей аммония
Ca(OH)2 + 2NH4Cl => CaCl2 + 2NH3 + 2H2O
Применение:
1) Производство азотных удобрений
2) Производство взрывчатых веществ
3) Производство соды
4) Производство азотной кислоты
5) Жидкий аммиак используется в качестве растворителя
6) В медицине применяется раствор аммиака (нашатырный спирт) для стимуляции рвоты, дыхания и для выведения больного из обморочного состояния.
7) Для нейтрализации кислот
8) Используется для изменения цвета лепестков
· Углекислый газ ( CO 2 )
Оксид углерода ( IV ) или углекислый газ – соединение двух атомов кислорода с одним атомом углерода
Молярная масса: 44 г/моль
Физические свойства: бесцветный газ, обладает запахом при больших концентрациях, тяжелее воздуха, растворим в воде, негорючий. Создает парниковый эффект, потому что пропускает ультрафиолетовые излучения, параллельно поглощая инфракрасные.
Химические свойства: кислотный оксид
1) Останавливает реакцию горения, вытесняя кислород. В нем горят только некоторые активные металлы
2Mg + CO2 => 2MgO + C
2) Реагируя с оксидами активных металлов, образуя карбонаты
CaO + CO2 => CaCO3
3) Реагируя с водой, совершает обратимую реакцию образования угольной кислоты
CO2 + H2O óH2CO3
4) Реагирует с щелочами, образуя карбонаты и гидрокарбонаты
Ca(OH)2 + CO2 => CaCO3 + H2O
KOH + CO2 => KHCO3
Методы получения:
1) Образуется при гниении или горении органических веществ.
2) Выделяется при дыхании живых существ (животные и растения)
3) При разделение воздуха его получают как побочный продукт
4) При взаимодействии карбонатов и гидрокарбонатов с кислотами
CaCO3 + 2HCl => CaCl2 + H2O + CO2
5) Экзотермическая реакция горения углерода в кислороде
C + O2 => CO2 + 394 кДж
Применение:
1) Используется как консервант и разрыхлитель
2) Жидкая углекислота применяется в пожаротушениях
3) Используется при газировании напитков
4) Используется для баллончиков пневматического оружия
5) При заморозке получается “сухой лед”, который используется как охладитель для ремонта оборудования и лабораторных исследованиях
6. Структура, свойства и поведение d-элементов.
d -элементы – переходные элементы, так как у них заполняется подуровень-d. Элементы этого класса являются твердыми и прочными металлами. Обладают металлическими свойствами: высокая теплопроводность и электропроводность, пластичность, ковкость и блеск.
· Железо ( Fe):
Характеристика:
26 элемент таблицы Менделеева, находится в 8-й группе 4-го периода. 3d64s2 Относительная атомная масса 55 г/моль. В соединениях проявляет степени окисления +2 и +3 (+6).
Серебристо-белого цвета металл. Очень пластичный. Обладает свойством намагничиваться и размагничиваться. Хороший восстановитель, восстанавливает менее активные металлы. Быстро корродирует на воздухе при высоких температурах или влажности.
Редко встречается в чистом виде, чаще всего заноситься на Землю через метеориты
Получение:
Получается из железной руды несколькими путями:
1) Железную руду пропускают через печь накаленную до 200 градусов, где горит уголь (углерод). В печи уголь разгорается и образует угарный газ CO, который восстанавливает руду и отделяет от нее железо. К ней также добавляют специальные неорганические вещества (флюс), чтобы избавиться от нежелательных примесей.
2) Предварительно измельченную руду смешивают с особой глиной, формируя окатыши, которые обрабатывают в шахтной печи продуктами конверсии метана, которые содержат водород. Водород восстанавливает железо и отделяет его от руды.
3) Через электролиз солей железа
Применение: до 95 % всей металлургии – использование железа
1) У железа есть два очень важных сплава: сталь и чугун.
2) Из железа получают магнетит, который используется для производства устройств долговременной памяти
3) Порошок железа используется как поглотитель кислорода, что продлевает срок их хранения
4) Используется в качестве анода в аккумуляторах
5) Порошок железа и чугуна используется в качестве искрообразователя и горючего в пиротехнике
6) Железный купорос используется для травления вредителей
7) (!) Является биологически важным металлом, потому что без железа люди не смогут дышать. Железо находится в составе гемоглобина и, именно, оно присоединяет атомы кислорода и разносит их по организму (!)
Важные соединения:
1) Соединения железа (II)
Оксид железа (II) – FeO. Обладает основными свойствами.
Его соли светло-зеленого цвета. На воздухе окисляются и приобретают коричневый цвет.
Реактивом на ионы Fe2+ служит гексаноцианоферрат (III) калия или же красная кровяная соль K3[Fe(CN)6]
2) Соединения железа (III)
Оксид железа (III) – Fe2O3. Обладает свойством амфотерности и может проявлять как основные, так и кислотные свойства. Оба свойства – слабые. Склонен к образованию кристаллогидратов. Такие соли имеют розовые либо фиолетовые цвета. Ион железа полностью гидролизируется.
Реактивом на ионы Fe3+ служит гексацианоферрат (II) калия или же желтая кровяная соль K3[Fe(CN)6]
3) Соединения железа (IV)
Железная кислота – H2FeO4. Не существует в свободном виде. Ее соли, фиолетового цвета, - ферраты.
Получают путем действия газообразного хлора или озона на гидроксид железа (III) в щелочи либо электролизом 30%-ного раствора щелочи на железном аноде.
Ферраты – сильные окислители. В кислой среде разлагаются с выделением кислорода. Используют для обеззараживания воды
· Медь ( Cu ):
Характеристика:
29 элемент таблицы Менделеева, находится в 11-й группе 4-го периода. 3d104s1 Относительная атомная масса 64 г/моль. В соединениях проявляет степени окисления +1 и +2 (+3, +4 и +5).
Золотисто-розового цвета металл. Пластичный. Слабый восстановитель. Хорошо проводит электрический ток. На воздухе покрывается оксидной пленкой, которая придает ей желтовато-красный оттенок. Обладает 2-й теплопроводностью и электропроводностью после серебра (Ag).
Получение:
Получается из медной руды несколькими путями:
1) Пирометаллургический. Получение меди из сульфидных руд. Руду обжигают при температуре 1400 градусов, потом его подвергают плавке на штейн, который потом окисляют и получают сульфид меди. Из сульфида его восстанавливают до металла меди.
2) Гидрометаллургический. Минералы меди растворяют в разбавленной серной кислоте или в растворе аммиака. Из полученных растворов медь вытесняют железом
3) Электролиз раствора сульфата меди
Применение:
1) У меди есть ряд полезных сплавов: латунь (с цинком), бронза (с оловом), дюраль (с алюминием) и так далее.
2) Из-за низкого удельного сопротивления (второго после серебра), медь используется в электротехнике для изготовления проводов.
3) Из-за высокой теплопроводности, используется в теплоотводных устройствах, компьютерной технике охлаждения и теплообменниках (радиаторы)
4) Используется в качестве материала для труб. Медь – прочная, не реагирует с водой и хорошо сохраняется.
5) В ювелирном деле часто сплавляют медь с золотом, чтобы увеличить прочность изделия
6) Из меди делают ручки дверей, перила и подобные вещи в лечебных учреждениях, чтобы уменьшить перенос инфекции
7) Медь используется в пиротехнике для окрашивания в синий цвет
8) (!) Биологически важный металл, который участвует в образовании эритроцитов (красные лепешки в крови) и меланина (пигмент цвета кожи) (!)
Важные соединения:
1) Соединения меди (I)
В основном нерастворимы, бесцветны либо белого цвета. Ионы такой меди в водном растворе неустойчивые и легко диспропорционируют
Cu2O - Оксид меди (I) имеет красно-оранжевый цвет, разлагается при температуре в 1800 градусов. Может быть восстановлен до обычной меди путем вытеснения.
CuOH - Гидроксид меди (I) имеет желтый цвет и разлагается при температуре 100 градусов, образуя оксид меди (I). Проявляется основные свойства
2) Соединения меди (II)
Наиболее стабильная степень окисления меди.
CuO – Оксид меди (II) имеет черный цвет и разлагается при температуре в 1100 градусов. При сплавлении с щелочами образуют купраты металлов. Может быть восстановлен до обычной меди путем вытеснения. При растворении оксида меди (II) в серной кислоте образуется медный купорос – CuSO4 (Сульфат меди) 
· Золото ( Au ):
Характеристика:
79 элемент таблицы Менделеева, находится в 11-й группе 6-го периода. 5d106s1 Относительная атомная масса 197 г/моль. В соединениях проявляет степени окисления +3 (+1, +5 и -1).
Желтый тяжелый, но мягкий металл. Один из 8 благородных металлов (драгоценных). Обладает высокой плотностью и пластичностью. Очень хорошо проводит электрический ток. Крайне химически неактивный металл (однако не инертный, так как растворим в царской водке).
Получение:
Золото добывается довольно просто, для этого существует несколько способов:
1) Промывка. Основан на высокой плотности золота. При промывке тяжелые минералы оседают в специальной сетке (шлих), а остальные теряются в потоке воды. Потом золото получается благодаря слабой химической активности металла. Например, растворение в ртути (амальгамация) с дальнейшим образованием амальгамов.
2) Цианирование. Золотоносная руда реагирует с разбавленными растворами цианидов (соль синильной кислоты HCN) под воздействием кислорода воздуха. Далее полученный раствор отфильтровывают при помощи цинковой пыли и получают золотой осадок.
3) Аффинаж золота. Крупный процесс очищения золота от разных примесей (например, с серебром).
Применение:
1) Самый крупный потребителя золота – ювелирная промышленность. Золото придает красивый цвет, блеск и придает стойкость к коррозии. Обычно используются сплавы золота с серебром или медью, чтобы повысить его прочность и придать другой оттенок цвета.
2) Из-за своей слабой подверженности к коррозии золото очень сильно цениться как материал. На протяжении почти всей истории торговли, оно использовалось в роли основной валюты. Вплоть до первой мировой войны валюта равнялась золоту (“золотой стандарт”).
3) В промышленности используется как материал для ослабления коррозии сплавов. Из-за своей очень высокой пластичности, тонкий слой золота используют для ограничения инфракрасных лучей в ядерной промышлености, также используется для создания сверхвысокого вакуума.
4) Стоматология поглощает большое количество золота для создания сплавов на коронки и протезы, обеспечивая высокую устойчивость к коррозии и прочность.
5) Золото в чистом виде НЕ ядовито для человека, а наоборот помогает иммунной системе и делает ее сильнее. Из-за этого, его применяют в изготовлении лечебных препаратов фармацевтиками.
Важные соединения: Золото – один из самых инертных металлов на Земле. В нормальных условиях оно не взаимодействует с большинством кислот и не образует оксиды.
1) С помощью царской водки (HNO3 + HCl) из золота можно получить золотохлористоводородную кислоту (H[AuCl4]), которую используют для получения остальных соединений золота
2) Золото может реагировать с ртутью, образовывая амальгаму золота (Au2Hg).
· Серебро ( Ag ):
Характеристика:
47 элемент таблицы Менделеева, находится в 11-й группе 5-го периода. 4d105s1 Относительная атомная масса 108 г/моль. В соединениях проявляет степени окисления +1 (+2 и +3).
Серо-белый тяжелый металл. Один из 8 благородных металлов (драгоценных). Обладает чрезвычайной пластичностью. Коэффициент отражения близок к 100 %. Самый сильный тепло-проводник и электро-проводник.
Получение:
1) Выплавка и очищение. Руду серебра выплавляют а потом от него отделяют примесь свинца и меди
2) Цианирование. Серебросодержащие руды реагирует с разбавленными растворами цианидов (соль синильной кислоты HCN), однако более концентрированными, чем в цианировании золота, под воздействием кислорода воздуха. Далее полученный раствор отфильтровывают при помощи цинковой пыли и получают серебряный осадок.
Применение:
1) Из-за высокой электропроводности, слабой подверженности к коррозии и окислению, используется в создании контактов в электронике.
2) Применяется в выплавке сплавов для ювелирного дела, чеканке монет (редко) и создании медалей, орденов.
3) Галогениды серебра и нитрат серебра используются в фотографии, из-за своей высокой светочувствительности
4) Используется как покрытие для зеркал с высокой отражающей способностью (обычно алюминий)
5) Часто используется как катализатор в реакциях окисления
6) Ранее активно использовался как дезинфицирующее средство для воды
7) Влияние серебра на организм еще не сильно изучено. Считается, что серебро имеет положительное воздействие на нервную систему.
Важные соединения: Серебро, будучи благородным металлом, имеет слабую реакционную способность. Однако в особой кислой среде – растворяется.
1) Растворяется в ртути и образует амальгаму серебра
Соли серебра (I) в большинстве нерастворимы в воде.
· Ртуть (Hg):
Характеристика:
80 элемент таблицы Менделеева, находится в 12-й группе 6-го периода. 5d106s2 Относительная атомная масса 201 г/моль. В соединениях проявляет степени окисления +1 и +2.
Серебристо-серая тяжелая жидкость. В газообразном состоянии представляет из себя очень ядовитый газ. Один из 2 элементов (и единственный металл), который в обычном состоянии является жидкостью (второй Бром Br). Ртуть малоактивный металл, который не растворяется в растворах кислот, но растворяется в царской водке и азотной кислоте.
Получение:
1) Обжог киновари (сульфид ртути ( II ) HgS)
2) Восстановление при высоких температурах более активными металлами с образованием сульфидов
Применение:
1) В промышленности используются для растворения почти всех металлов, включая и тяжелые (Золото или серебро)
2) Используется для отравления вредителей в сельском хозяйстве (пестициды)
3) Используется в термометрах, из-за широкого диапазона в жидком состоянии, слабая зависимость объема от температуры и сравнительно слабая теплоемкость
4) Пары ртути используют для создания ламп (кварцевые)
5) Используется для травления и создания “гремучей ртути” (взрывчатка)
6) Большое количество потребления ртути приходиться на хлорное производство. Выступает в качестве катода в электролитическом процессе получения едкого натрия и хлора
7) Используется в качестве катализатора при образовании органических соединений
8) В медицине активно используются амальгамы для зубных протезов
9) Раньше часто применялась в медицине, как слабительное или антисептики
Важные соединения:
1) При степени окисления в +1 ртуть представляет собой двухъядерный катион Hg22+ с ковалентной связью металл-металл. Ртуть один из немногих металлов способных формировать такие катионы и у ртути они самые стабильные. Ртуть склонна к диспропорционированию (элемент в реакции выступает как восстановитель и как окислитель, образуемые соединения имеют в своем составе один и тот же элемент с разными степенями).
2) На холоде ртуть +2 с металлической ртутью склоны к конпропорционированию (элемент в реакции выступает как восстановитель и как окислитель, образуемые соединения имеют в своем составе один и тот же элемент с промежуточной степенью окисления). Катионы такой ртути очень легко гидролизуются
Оксид ртути (II) имеет красный цвет. Реакция разложения оксида ртути (II) – первый исторический способ получения кислорода
3) Многие тяжелые металлы соединяются с ртутью и образуют амальгамы
7. Основы химической кинетики и термохимии, установление химического равновесия.
1) Скорость химической реакции - изменение концентрации реагирующих веществ за единицу времени: 
. Измеряется в молях/(л*с).
Факторы, влияющие на скорость химической реакции:
a) Природа реагирующих веществ.
Гомогенные и гетерогенные.
b) Концентрация.
Чем она выше, тем выше скорость взаимодействия между ними.
c) Давление.
В газах: чем выше давление, тем выше скорость реакции
d) Температура.
Чем она выше, тем скорость реакции больше. По правилу Вант-Гоффа, каждые 10 градусов скорость возрастает в 2-4 раза. 
e) Катализатор.
Катализаторы и ингибиторы – это вещества, изменяющие скорость химической реакции, но остающиеся неизменными после.
Катализаторы и ингибиторы не смещают химическое равновесие, так как в равной мере изменяют скорость и прямой, и обратной реакции.
Ферменты – катализаторы белковой природы.
Тепловым эффект – теплота, которая выделяется или поглощается в результате химической реакции. Реакции, сопровождающиеся выделением тепла называются экзотермическими, а поглощением тепла эндотермическими.
Тепловой эффект зависит от:
· Агрегатного состояния веществ
· Условий проведения реакции (температура и давление)
2) Термохимия — раздел химической термодинамики, которая определяет и изучает реакции теплового эффекта реакций. В основе термохимии лежит закон Гесса:
Тепловой эффект химической реакции зависит от природы, физического состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути её протекания.
Из закона Гесса следуют 2 закона Термохии:
1) Тепловые эффекты прямой и обратной реакций равны по величине и противоположны по знаку.
2) Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой образования продуктов реакции и суммой образования исходных веществ
3) Химическое равновесие – состояние химического обратимого процесса, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Работает по и Ле Шателье:
Если изменить одно из условий – температуру, давление или концентрацию, при которых данная система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие сместится в направлении, которое препятствует этому изменению.
Константа равновесия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия. Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.
Факторы влияющие на химическое равновесие:
a) Изменение концентраций .
Равновесие смещается туда, где концентрация меньше
b) Изменение давления.
Равновесие смещается туда, где объем меньше
Необходимо отметить, что изменение давления смещает равновесие лишь в том случае, если в реакции принимают участие газообразные вещества и она сопровождается изменением их количества.
c) Изменение температуры.
Повышение температуры смещает химическое равновесие в сторону эндотермической реакции, а понижение температуры – в сторону экзотермической.
8. Характеристика и распределение органических соединений, важные реакции органических соединений.
Органическая химия – раздел химии, изучающий структуру и свойства соединений углерода. Основой развития органической химии является теория строения органических соединений А. М. Бутлерова.
Основные положения теории Бутлерова:
1. Атомы в молекулах органических веществ связаны друг с другом согласно их валентности.
2. Свойства веществ определяются не только их качественным и количественным составом, но и порядком соединения атомов в молекуле, т.е. химическим строением вещества.
3. Свойства органических соединений зависят не только от состава веществ и порядка соединения атомов в его молекуле, но и от взаимного влияния атомов и групп атомов.
Органические вещества — класс соединений, в состав которых входит углерод.
Основные классы соединений биологического происхождения (белки, жиры и углеводы) содержат, помимо углерода, преимущественно водород, азот, кислород и серу. Углерод, имея уникальные химические свойства, является химической основой. Благодаря малому размеру и наличию на внешнем электронном уровне 4 электронов, атом углерода может образовывать 4 прочные ковалентные связи с другими атомами.
Важное свойство углерода - способность атомов углерода соединяться друг с другом, образовывая кольца и цепи. Углерод встречается в природе, как в свободном виде, так и в соединениях. Ни одна пара элементов не дает столько соединений, как углерод с водородом.
1) Все органические соединения по происхождению можно условно разделить на три типа: природные, синтетические и искусственные.
· Природные – это продукты жизнедеятельности живых организмов. Хорошо известные белки, жиры, углеводы, витамины, гормоны и ферменты.
· Искусственные – это продукты химически преобразованных природных веществ в соединения, которые в живой природе не встречаются. Так, на основе природного органического соединения целлюлозы получают искусственные волокна, негорючие кино и фотопленки, пластмассы, бездымный порох и так далее.
· Синтетические – продукты соединения простых молекул в более сложные. К ним относятся, например: каучуки, пластмассы, лекарственные препараты, стимуляторы роста и т.д.
2) Распределение органических соединений.
Углеводороды – соединения, состоящие только из углерода и водорода. Углеводороды считаются базовыми соединениями органической химии, все остальные органические соединения рассматривают как их производные. Поскольку углерод имеет четыре валентных электрона, а водород — один, простейший углеводород — метан (CH4).
· В зависимости от топологии строения углеродного скелета, их подразделяют на ациклические и циклические.
Циклические углеводороды разделяют на алициклические и ароматические.
· В зависимости от кратности углерод-углеродных связей, их подразделяют на предельные и непредельные.
Основные источники углеводородов — нефть, природные газы и каменный уголь.
Производные углеводородов
Спирты ( R - OH ) – производные углеводородов, в которых радикал углеводорода соединяются с одной или несколькими гидроксильными группами.
Спирты являются обширным и очень разнообразным классом органических соединений, который широко распространен в природе и имеет важнейшее промышленное значение.
Фенолы (Ароматическое кольцо – OH ) — производные углеводородов, в которых ароматическое кольцо соединяются с од ной или несколькими гидроксильными группами.
Альдегиды ( R - CO - H ) — производные углеводородов, в которых радикал углеводорода соединяется с карбонильной группой (С=О) и атомом водорода.
Кетоны ( R - CO - R ) — производные углеводородов, в которых два радикала углеводорода соединяются с карбонильной группой (С=О).
Карбоновые кислоты ( R - COOH ) — производные углеводородов, в которых радикал углеводорода соединяется с одной или несколькими карбоксильными группами (O=C-OH).
Простые эфиры ( R - O - R ) – производные углеводородов, в которых два радикала углеводорода соединяются атомом кислорода.
Сложные эфиры ( R - CO - OR ) — производные кислородных кислот, в которых радикал соединен карбонильной группой (C=O) с радикалом и кислородом.
Амины ( R - NH 2 ) — органические соединения, являющиеся производными аммиака, в молекуле которого один, два или три атома водорода замещены на углеводородные радикалы.
Аминокислоты (NH2 – R – COOH) — органические соединения, которые состоят из карбоксильной и амино-группы.
Гетероциклические соединения — органические соединения, содержащие циклы, в состав которых наряду с углеродом входят и атомы других элементов.
4) Реакции органических соединений
1. Реакции присоединения – реакция, в которую вступают две или более простых молекул и превращаются в одну более сложную.
Виды реакций присоединения:
a) Гидратация — присоединение молекул воды к молекулам или ионам.
СН2=СН2 + Н2O → СН3—СН2—ОН
b) Гидрирование — химическая реакция, включающая присоединение водорода к органическому веществу.
СН3 – СН = СH + Н2 → СН3—СН2—СН3
c) Галогенирование - введение галогена в молекулу органического соединения.
СН2=СН2 + Сl2 → СН2Cl—СН2Cl
d) Гидрогалогенирование - присоединение галогеноводородов по кратным связям органических соединений.
СН2=СН2 + HСl → СН3—СН2 — Cl
e) Полимеризация - процесс образования высокомолекулярного вещества путём многократного присоединения молекул низкомолекулярного вещества к активным центрам в молекуле полимера.
2. Реакции отщепления – реакции, в результате которых из молекул исходного соединения образуются молекулы нескольких новых веществ.
Виды реакций отщепления:
f) Дегидрирование - реакция отщепления водорода от молекулы органического соединения.
g) Дегидратация - реакция отщепления воды от молекул органических соединений.
h) Дегидрогалогенирование – реакция отщепления галогеноводородов.
i) Крекинг – термическое расщепление с разрывом углерод-углеродной связи.
3. Реакции замещения – реакции, в результате которых осуществляется замена одного атома или группы атомов на другие атомов или группы атомов.
Виды реакций замещения:
1) Галогенирование – замена галогеном
2) Гидратация – замена молекулой воды
3) Нитрирование – замена нитрогруппой (NO2)
4) Сульфирование - замена сульфогруппой (SO2OH)
5) Гидрогалогенирование – замена галагеноводородом
4. Реакции изомеризации – реакция, в которой происходит перегруппировка атомов в молекуле вещества без изменения качественного либо количественном состава.
9. Структура, свойства и значение углеводородов.
1) Алканы ( С n Н2 n +2 ) – это предельные углеводороды, в молекулах которых все атомы связаны одинарными связями. Простейший представитель – метан (CH4)
Физические свойства алканов зависят от состава их молекул, т.е. от относительной молекулярной массы. С увеличением относительной молекулярной массы у алканов увеличивается температура кипения, плотность и агрегатное состояние:
1-4 – газообразные вещества
5-15 – жидкости
16 - … – твердые вещества
Химические свойства:
1) Основным химическим свойством предельных углеводородов - реакция горения, из-за чего алканы используются как топливо.
Для предельных углеводородов наиболее характерны реакции замещения. Так атомы водорода в молекуле метана способны последовательно замещаться на атомы галогенов.
2) Нитрование
Алканы реагируют с азотной кислотой или N2O4 в газовой фазе с образованием нитропроизводных.
3) Крекинг
При нагревании выше 500°C алканы подвергаются пиролитическому разложению с образованием сложной смеси продуктов
Получение:
Главным источником алканов является нефть и природный газ.
Применение
Газообразные алканы используются в качестве ценного топлива. Жидкие в свою очередь составляют значительную долю в моторных и ракетных топливах.
2) Алкены ( С n Н2 n ) – это непредельные углеводороды содержащие в молекуле одну двойную углерод-углеродную связь. Простейший представитель Этен (C2H4).
Физические свойства: Температуры плавления и кипения алкенов увеличиваются с молекулярной массой и длиной главной углеродной цепи. Алкены не растворяются в воде, но хорошо растворяются в органических растворителях.
Химические свойства:
Алкены химически активны. Их химические свойства во многом определяются наличием двойной связи. Для алкенов наиболее типичными являются реакции присоединения:
1) Гидрирование
2) Гидратация
3) Галогенирование
4) Гидрогалогенирование.
Алкены легко вступают в реакции окисления.
Окисление алкенов может происходить в зависимости от условий и видов окислительных реагентов, как с разрывом двойной связи, так и с сохранением углеродного скелета. Полимеризация алкенов может протекать как по свободнорадикальному, так и катионно-анионному механизму.
Методы получения алкенов
Основным промышленным методом получения алкенов является каталитический и высокотемпературный крекинг углеводородов нефти и природного газа. Для производства низших алкенов используют также реакцию дегидратации соответствующих спиртов.
В лабораторной практике обычно применяют метод дегидратации спиртов в присутствии сильных минеральных кислот. В природе ациклические алкены практически не встречаются. Простейший представитель этого класса органических соединений — этилен (C2H4) — является гормоном для растений и в незначительном количестве в них синтезируется.
Применение
Алкены являются важнейшим химическим сырьем. Алкены применяются в качестве исходных продуктов в производстве полимерных материалов (пластмасс, пленок) и других органических веществ. Высшие алкены применяют для получения высших спиртов.
3) Алкины ( С n Н2 n -2 ) – это непредельные углеводороды, молекулы которых содержат одну тройную углерод-углеродную связь. Простейший представитель – этин C2H2 (Глицин)
Физические свойства
Алкины по своим физическим свойствам напоминают соответствующие алкены. Низшие (до С4) — газы без цвета и запаха, имеющие более высокие температуры кипения, чем аналоги в алкенах. Алкины плохо растворимы в воде, но лучше — в органических растворителях. Наличие тройной связи в цепи приводит к повышению температуры кипения, плотности и растворимости их в воде.
Химические свойства
Как и все непредельные соединения, алкины активно вступают в реакции присоединения: 1) галогенов, 2) водорода, 3) галогенводородов, 4) воды. Вступают в реакции окисления. Ввиду наличия тройной связи склонны к реакциям полимеризации, которые могут протекать в нескольких направлениях:
a) Под воздействием комплексных солей меди происходит димеризация и линейная
Тримеризация ацетилена.
b) При нагревании ацетилена в присутствии активированного угля (реакция Зелинского) осуществляется циклическая тримеризация с образованием бензола.
Методы получения
Основным промышленным способом получения ацетилена является электро- или термокрекинг метана, пиролиз природного газа и карбидный метод. Алкины можно получить из дигалогенопроизводных парафинов отщеплением галогеноводорода при действии спиртового раствора щелочи.
Применение
Серьёзное промышленное значение имеет только ацетилен, который является важнейшим химическим сырьём. При горении ацетилена в кислороде температура пламени достигает 3150°C, поэтому ацетилен используют для резки и сварки металлов.
4) Арены ( CnH 2 n -6) - ароматические углеводороды, содержащие одно или несколько бензольных колец. Простейший представитель - Бензол (C6H6)
Физические свойства
Как правило, ароматические соединения — твердые или жидкие вещества. Отличаются высокими показателями преломления и поглощения. Нерастворимы в воде, но хорошо растворимы во многих органических жидкостях. Огнеопасны, бензол является токсичным.
Химические свойства
Для ароматических соединений характерны реакции замещения атомов водорода, связанных с циклом. Возможны реакции присоединения и окисления, но проходят с трудом, так как нарушают ароматичность.
Методы получения
Основными природными источниками ароматических углеродов являются
каменный уголь и нефть. Тримеризация ацетилена и его гомологов над активированным углем при 600 °C. Каталитическое дегидрирование циклогексана и его производных.
Применение - Ароматические углеводороды, в первую очередь бензол, широко применяются в промышленности: в качестве добавки к бензину, при производстве растворителей, взрывчатых веществ, красителя анилина, лекарственных средств.
10. Структура, свойства и значение производных углеводородов.
1) Галогеналканы — органические соединения, которые содержат в своём составе связь «углерод-галоген». В силу того, что атомы галогенов являются более электроотрицательными, чем атом углерода, связь С-Х поляризована таким образом, что атом галогена приобретает частичный отрицательный заряд, а атом углерода — частичный положительный. Большинство галогеноалканов в чистом виде являются бесцветными соединениями. Чем больше атомов углерода, тем выше температуры плавления и кипения. Если же у одного атома углерода содержатся 2 или 3 атома галогена, то температура плавления и кипения такого соединения, напротив, снижаются. Характерные реакции — реакция Вюрца, нуклеофильное замещение, элиминирование (отщепление), взаимодействие с щелочными и щёлочноземельными металлами. Получают галогеналканы путем хлорирования алканов на свету, гидрохлорированием ненасыщенных углеродов или получают из спиртов. Галогеналканы используются: как растворители для жиров и масел; тефлон; в качестве хладагентов.
2) Нитросоединения — органические соединения, содержащие одну или несколько нитрогрупп – NO2. Под нитросоединениями обычно подразумевают C-нитросоединения, в которых нитрогруппа связана с атомом углерода. Нитросоединения представляют собой бесцветные малорастворимые в воде и хорошо растворимые в органических растворителях жидкости, обладающие характерным миндальным запахом. Все нитросоединения являются довольно сильными ядами для центральной нервной системы. Благодаря высокой полярности нитросоединения могут растворять такие вещества, которые не растворяются в обычных растворителях. Полинитросоединения обычно слабо окрашены, взрывчатые при ударе и детонации.
По химическому поведению нитросоединения обнаруживают определенное сходство с азотной кислотой. Это сходство проявляется при окислительно-восстановительных реакциях: Восстановление нитросоединений (Реакция Зинина), реакции конденсации, Таутомерия (явление обратной изомерии) нитросоединений.
Нитросоединения широко применяются в органическом синтезе для получения различных веществ, используемых в производстве красителей и лекарственных препаратов. Некоторые из нитросоединений применяются в качестве противогрибковых и противомикробных средств. Полинитропроизводные – тротил, пикриновая кислота и ее соли – используются как взрывчатые вещества.
4) Аминосоединения – это органические соединения, представляющие собой производные аммиака, в молекуле которого один, два или три атома водорода замещены на углеводородный радикал. Амины классифицируются по двум структурным признакам: 1) По количеству радикалов, связанных с атомом азота, различают первичные, вторичные и третичные амины. 2) По характеру углеводородного радикала амины разделяются на алифатические, ароматические и смешанные.
Метиламин, диметиламин и триметиламин — газы, средние члены алифатического ряда - жидкости, высшие — твердые вещества. Подобно аммиаку, низшие амины прекрасно растворяются в воде, образуя щелочные растворы. С повышением молекулярного веса растворимость аминов в воде ухудшается. Запах аминов напоминает запах аммиака, высшие амины практически лишены запаха. Температуры кипения первичных аминов значительно ниже, чем у соответствующих спиртов.
Амины жирного ряда, подобно аммиаку, способны соединяться с кислотами, даже с такими слабыми, как угольная кислота, и дают при этом соответствующие соли замещенных аммониевых оснований. Действие азотистой кислоты на амины является их характерной реакцией, позволяющей различить первичные, вторичные и третичные амины.
Ацилирование. При нагревании с карбоновыми кислотами, их ангидридами, хлорангидридами или сложными эфирами первичные и вторичные амины ацилируются с образованием N-замещенных амидов. Амины широко распространены в природе, так как образуются при гниении живых организмов. Амины используют при получении лекарственных веществ, красителей и исходных продуктов для органического синтеза.
5) Спирты — органические соединения, содержащие одну или более гидроксильных групп. По числу гидроксильных групп, содержащихся в молекуле, спирты делятся на одноатомные двухатомные, трехатомные и многоатомные. В зависимости от того, при каком атоме углерода находится гидроксил, различают первичные, вторичные, и третичные спирты. Молекулы спиртов, подобны молекуле воды, однако спирты имеют существенно более высокие температуры плавления и кипения. Характерные для данного класса соединений свойства обусловлены наличием гидроксильной группы. Спирты взаимодействуют с: щелочными и щелочноземельными металлами, с галогенводородами и с органическими и неорганическими кислотами с образованием сложных эфиров. Также бывают реакции межмолекулярной дегидратации спиртов, дегидрирования и реакции окисления спиртов. Спирты широко распространены в природе как в свободном виде, так и в составе сложных эфиров. Спирты могут быть получены из самых разных классов соединений, таких как углеводороды, галогеналканы, амины и карбонильные соединения. В основном, все методы сводятся к реакциям окисления, восстановления, присоединения и замещения. В промышленности спирты получают при помощи химических методов либо биохимических методов производства. Области использования спиртов многочисленны и разнообразны, особенно учитывая широчайший спектр соединений, относящихся к этому классу. Спирты используют в качестве растворителей и очистителей, этиловый спирт является основой алкогольной продукции, так же широко используются в парфюмерной промышленности и многих других сферах.
6) Фенолы – это органические соединения, в молекулах которых радикал фенил связан с одной или несколькими гидроксильными группами. По числу ОН-групп различают одноатомные и многоатомные фенолы. Большинство одноатомных фенолов при нормальных условиях представляют собой бесцветные кристаллические вещества с невысокой температурой плавления и характерным запахом. Фенолы малорастворимы в воде, хорошо растворяются в органических растворителях, токсичны, при хранении на воздухе постепенно темнеют в результате окисления. У фенола ярко выражены кислотные свойства. Это связано с тем, что свободная электронная пара кислорода в феноле оттянута к ядру. При взаимодействии фенола со щелочами образуются соли – феноляты. За счёт гидроксильной группы фенол будет взаимодействовать со щелочными металлами.
С участием бензольного кольца протекают также реакции замещения и присоединения.
Фенолы в значительных количествах содержатся каменноугольной смоле. Фенол получают также сплавлением натриевой соли бензолсульфокислоты с едким натром.
Фенол используется в производстве пластических масс, пикриновой кислоты, красителей, средств для борьбы с насекомыми. Все фенолы обладают бактерицидным действием, поэтому они применяются в качестве дезинфицирующих средств в медицине и ветеринарии.
Альдегиды и кетоны
Альдегиды – это органические соединения, молекулы которых содержат карбоксильную группу, связанную с атомом водорода и углеводородным радикалом.
Кетоны – это органические вещества, молекулы которых содержат карбонильную группу, соединенную с двумя углеводородными радикалами.
Так как альдегиды и кетоны – полярные соединения, они имеют более высокие температуры кипения, чем неполярные, однако ниже, чем у спиртов, что указывает на отсутствие молекулярной ассоциации. Хорошо растворимы в воде, однако с увеличением размера молекул растворимость резко уменьшается. Высшие альдегиды и кетоны обладают приятным запахом, средние гомологи ряда альдегидов обладают устойчивым характерным запахом, низшие альдегиды имеют резкий неприятный запах. Для альдегидов и кетонов характерны реакции присоединения по двойной связи. Кроме реакции присоединения по карбонильной группе, для альдегидов характерны также реакции с участием альфа-атомов водорода, соседних с карбонильной группой. Их реакционная способность связана с электроноакцепторным влиянием карбонильной группы, которое проявляется в повышенной полярности связи. Это приводит к тому, что альдегиды, в отличие от кетонов, легко окисляются. Их взаимодействие с аммиачным раствором оксида серебра является качественной реакцией на альдегиды. Общим способом получения альдегидов и кетонов является окисление спиртов на медном катализаторе. В промышленности альдегиды и кетоны получают дегидрированием спиртов. В промышленности кетоны используют как растворители, фармацевтические препараты и для изготовления различных полимеров. Из всех альдегидов больше всего производится формальдегида. Он, в основном, используется в производстве смол. Также из него синтезируют лекарственные средства используют как консервант биологических препаратов.
8) Карбоновые кислоты – это органические соединения, молекулы которых содержат карбоксильную группу -СООН, связанную с углеводородным радикалом. Температуры кипения и плавления карбоновых кислот намного выше, не только чем у соответствующих углеводородов, но и чем у спиртов. Хорошая растворимость в воде, но с увеличением углеводородного радикала ухудшается. Низшие члены гомологического ряда при обычных условиях представляют собой жидкости, обладающие характерным острым запахом. Средние представители этого гомологического ряда — вязкие жидкости; начиная с С10 — твердые вещества. Карбоксильная группа устроена таким образом, что молекула достаточно легко может отщеплять водород — проявлять свойства кислоты. Карбоновые кислоты реагируют с металлами и их соединениями, вытесняют более слабые кислоты из их солей, взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами, а так же участвуют в реакции этерификации. Карбоновые кислоты получают путем окисления альдегидов и спиртов и гидролизом сложных эфиров. Муравьиную кислоту применяют в медицине, уксусная кислота применяется в пищевой промышленности, а так же используется в качестве растворителя.
CH3COOH – уксусная кислота
HCOOH – муравьиная кислота
11. Характеристика алкалоидов, терпенов и стероидов.
Алкалоиды – группа азотосодержащих органических соединений природного (растительного) происхождения. Помимо углерода, азота и водорода в состав могут входить – сера, хлор, бром или фосфор. Многие в больших количествах ядовиты, а в малых могут применятся как лекарства. Их главное качество – влияние на нервную систему. Также алкалоиды защищают растения от внешних воздействий.
Важные представители
Морфин – обезболивающее
Кофеин – ободряющее
Кокаин – анестетик
Никотин – сигареты
Терпены – продукты биосинтеза изопрена (C5H8)n. В больших количествах содержаться в хвойных растениях и многих эфирных маслах. Их используют в производстве смол и бальзамов. Также из политерпена (каучука) производят резину. Тетратерпены (каротин и ликопин) – важные растительные пигменты овощей.
Стероиды – вещества животного (редко растительного) происхождения, обладающие высокой биологической активностью. В группу стероидов входят содержащиеся в организме человека стероидный спирт – холестерин, сердечные гликозиды, а также желчные кислоты.
Стероидогенез – биологический процесс преобразования стероидов из холестерина в другие стероиды. Продукты:
Андрогены – стероидные мужские гормоны
Эстрогены и прогестероны – стероидные женские гормоны
12. Характеристика, роль жиров и углеводов.
1) Липиды (жиры) - обширная группа природных органических соединений, включающая жиры и жироподобные вещества. Молекулы простых липидов состоят из спирта и жирных кислот, сложных — из спирта, высокомолекулярных жирных кислот и других компонентов. Липиды не растворимы в воде (гидрофоны*), хорошо растворимы в органических растворителях (бензине, диэтиловом эфире, хлороформе и др.). По химическому строению липиды являются производными жирных кислот, спиртов, альдегидов, построенных с помощью сложноэфирной, простой эфирной, фосфоэфирной, гликозидной связей. Липиды делят на две основные группы: простые и сложные липиды. К простым нейтральным липидам относят производные высших жирных кислот и спиртов: глицеролипиды, воски, эфиры холестерин, гликолипиды и другие соединения. Молекулы сложных липидов содержат в своем составе не только остатки высокомолекулярных карбоновых кислот, но и фосфорную, серную кислоты или азот. Липиды выполняют не только энергетическую функцию, но и выполняют структурную функцию: вместе с белками и углеводами входят в состав мембран клеток и клеточных структур. По массе структурные липиды составляют значительно меньшую группу липидов. Это трудноизвлекаемые «связанные» и «прочносвязанные» липиды.
2) Наиболее важными среди эфиров с высокой молекулярной массой являются жиры и воски, которые представляют собой масла или низкоплавкие твердые вещества.
Жиры – это триэфиры глицерина и высших жирных кислот:
Жирные кислоты из природных жиров содержат четное число углеродных атомов в молекуле, причем самыми распространенными являются С16- и С18-кислоты. Кроме насыщенных кислот, в жирах присутствуют многочисленные ненасыщенные кислоты. Высоконенасыщенные жиры – жидкости (растительные и рыбные жиры), тогда как более насыщенные жиры – твердые вещества. Твердые кулинарные жиры можно получить из жидких жиров частичным гидрированием водородом на никелевом катализаторе. Наиболее обычными из ненасыщенных кислот являются Глицериды, как и все эфиры, гидролизуются водными щелочами с образованием спирта (глицерина) и соли щелочных металлов входящих в их состав кислот. Соли высших кислот называются мылами. Процесс омыления имеет большое промышленное значение. Во время войн глицерин пользовался большим спросом для получения взрывчатых веществ.
Воски являются сложными эфирами высших жирных кислот и высших спиртов. Примерами могут служить пчелиный воск (мирицилпальмитат C15H31COOC31H63) и карнаубский воск (церилцеротат C25H51COOC26H53). Кроме реакций омыления, обсуждавшихся выше, эфиры вступают в общие для них реакции сольволиза с водой, спиртами или аммиаком: Первые две реакции катализируются неорганическими кислотами. Таким образом, данный сложный эфир при правильном выборе сольволитического агента можно превратить в свободную кислоту, другой эфир или амид. Некоторое препаративное значение имеет реакция восстановления сложных эфиров в спирты. Это может быть осуществлено действием натрия в спирте или гидрированием под давлением при 250° С в присутствии хромита меди. Последний метод используется в промышленности для получения многих малодоступных ранее высших спиртов.
Ортоэфиры RC(ORў)3, как и ацетали, вполне устойчивы в щелочных растворах, но легко превращаются в сложные эфиры при действии водных кислот. Трихлорметильные соединения RCCl3 можно прогидролизовать до кислот нагреванием с водной щелочью.
3) - гидрофобность
-способность компактно хранить большое количество энергии
- фосфолипиды могут образовывать клеточные мембраны
- некоторые липиды являются гормонами
4) Углеводы — органические соединения, состоящие из углерода, водорода и кислорода. Они синтезируются в растениях из воды и углекислого газа под действием солнечного света. Углеводы наряду с белками и липидами являются важнейшими химическими соединениями, входящими в состав живых организмов. У человека и животных углеводы выполняют важные функции: энергетическую (главный вид клеточного топлива), структурную (обязательный компонент большинства внутриклеточных структур) и защитную (участие углеводных компонентов иммуноглобулинов в поддержании иммунитета).
Углеводы (рибоза, дезоксирибоза) используются для синтеза нуклеиновых кислот, они являются составными компонентами нуклеотидных ко-ферментов, играющих исключительно важную роль в метаболизме живых существ. В последнее время все большее внимание к себе привлекают смешанные биополимеры, содержащие углеводы: гликопептиды и глико-протеины, гликолипиды и липополисахариды, гликолипопротеины и т.д. Эти вещества выполняют в организме сложные и важные функции.
С нарушением обмена углеводов тесно связан ряд заболеваний: сахарный диабет, галактоземия, нарушение в системе депо гликогена, нетолерантность к молоку и т.д.
Следует отметить, что в организме человека и животного углеводы присутствуют в меньшем количестве (не более 2% от сухой массы тела), чем белки и липиды; в растительных организмах за счет целлюлозы на долю углеводов приходится до 80% от сухой массы, поэтому в целом в биосфере углеводов больше, чем всех других органических соединений вместе взятых.
5) Моносахариды — органические соединения, одна из основных групп углеводов; самая простая форма сахара; являются обычно бесцветными, растворимыми в воде, прозрачными твердыми веществами. Некоторые моносахариды обладают сладким вкусом. Моносахариды — стандартные блоки, из которых синтезируются дисахариды (такие, как сахароза, мальтоза, лактоза), олигосахариды и полисахариды (такие, как целлюлоза и крахмал), содержат гидроксильные группы и альдегидную или кетогруппу. Каждый углеродный атом, с которым соединена гидроксильная группа (за исключением первого и последнего), является хиральным, что дает начало многим изомерным формам. Например, галактоза и глюкоза — альдогексозы, но имеют различные химические и физические свойства. Моносахариды представляют собой производные многоатомных спиртов, содержащие карбонильную группу — альдегидную или кетонную.
Дисахариды – это углеводы, молекулы которых состоят из двух остатков моносахаридов, соединенных друг с другом за счёт взаимодействия гидроксильных групп (двух полуацетальных или одной полуацетальной и одной спиртовой).
Связи, соединяющие моносахаридные остатки, называются гликозидными. Примером наиболее распространенных в природе дисахаридов является сахароза (свекловичный или тростниковый сахар).
13. Характеристика, роль белков и нуклеиновых кислот.
1) Аминокислоты - это органические (карбоновые) кислоты, содержащие, как правило, одну или две аминогруппы (-NH2).
Аминокислоты - это бесцветные кристаллические твердые вещества. Обычно они растворимы в воде и нерастворимы в органических растворителях. В живых клетках в процессе метаболизма синтезируется множество макромолекул. Это белки, нуклеиновые кислоты, полисахариды и другие вещества. Они являются компонентами различных физических структур, ферментов, гормонов, мембранных рецепторов, носителями генетической информации. Эти макромолекулы представляют собой биополимеры, построенные из элементарных единиц - мономеров. В нуклеиновых кислотах такими мономерами являются нуклеотиды, в сложных полисахаридах - сахара и их производные, в белках - аминокислоты. Белки помимо аминокислот могут содержать и другие компоненты. Вместе с тем, трехмерная структура белков, их свойства и функции определяются в первую очередь составом аминокислот, порядком их чередования в полипептидных цепях белка, их взаимным пространственным расположением. Аминокислоты, являясь структурными единицами белков, выполняют в организме много других важных функций.
2) Белки – это высокомолекулярные соединения, построенные из аминокислот. В создание белков участвует 20 аминокислот. Белки составляют 50% от сухой массы живых организмов. У каждой аминокислоты есть аминогруппа и кислотная (карбоксильная) группа, при взаимодействии которых получается пептидная связь, поэтому белки еще называют полипептидами.
Белки выполняют важные функции в организме :
Ø Каталитическая – практически все химические реакции, протекающие в животной клетке, катализируются специфическими веществами, называемыми ферментами. По химической природе все ферменты являются белками.
Ø Структурная – белки составляют 1/5 част, или 20% массы тела. Коллаген – структурный белок соединительной ткани.
Ø Энергетическая – при полном распаде 1 г белка выделяется 17,15 кДж (4,1 ккал) энергии, что указывает на их способность участвовать в обеспечении организма энергией. Однако использование белков для этих целей происходит только в том случае, когда отмечается недостаток основных источников энергии – углеводов и жиров.
Ø Транспортная – определенная группа белков крови обладает способностью взаимодействовать с различными соединениями и переносить их. Так транспортируются в организме нерастворимые в воде вещества (ионы, металлы, газы) или токсические продукты (билирубин, жирные кислоты и др.). Примером транспортных белков могут служить гемоглобин (переносящий кислород и углекислый газ), трансферрин (белок транспортирующий железо), липопротеиды – сложные белки транспортирующие липиды.
Ø Защитная – в процессе эволюции выработались механизмы узнавания и связывания «чужих» молекул с помощью специфических белков (антител).
Ø Регуляторная – определенные белки являются гормонами, участвуют в регуляции разнообразных процессов, протекающих в организме. Белки участвуют в регуляции важных констант крови: создают онкотическое давление крови; входят в состав буферных систем, влияют на кислотно-основное равновесие крови.
Ø Участие белков в процессах наследственности, т.е. хранении и передачи генетической информации. Эта функции выполняется сложными белками – нуклеопротеидами.
Ø Сократительная – важным признаком живого является подвижность. В основе ее лежит сократительная функция белков.
Ø Гемостатическая функция – белки участвуют в образовании тромба и предотвращении кровотечения.
3) Структура белка
Первичная – цепочка из аминокислот, связанных пептидной связью (сильной, ковалентной). Чередуя 20 аминокислот в разном порядке, можно получать миллионы разных белков. Если поменять в цепочке хотя бы одну аминокислоту, строение и функции белка изменятся, поэтому первичная структура считается самой главной в белке.
Вторичная – спираль. Удерживается водородными связями (слабыми).
Третичная – глобула (шарик). Четыре типа связей: дисульфидная (серный мостик) сильная, остальные три (ионные, гидрофобные, водородные) – слабые. Форма глобулы у каждого белка своя, от нее зависят функции. При денатурации форма глобулы меняется, и это сказывается на работе белка.
Четвертичная – имеется не у всех белков. Состоит из нескольких глобул, соединенных между собой теми же связями, что и в третичной структуре. (Например, гемоглобин.)
4) Свойства белков
1. Разная растворимость в воде. Растворимые белки образуют коллоидные растворы.
2. Гидролиз - под действием растворов минеральных кислот или ферментов происходит разрушение первичной структуры белка и образование смеси аминокислот.
3. Денатурация - частичное или полное разрушения пространственной структуры, присущей данной белковой молекуле. Денатурация происходит под действием:
- высокой температуры
- растворов кислот, щелочей и концентрированных растворов солей
- растворов солей тяжёлых металлов
- некоторых органических веществ (формальдегида, фенола)
- радиоактивного излучения
5) Нуклеиновые кислоты. ДНК. РНК. Нуклеотиды. Строение нуклеотидов. Нуклеиновые кислоты, как и белки, необходимы для жизни. Они представляют собой генетический материал всех живых организмов вплоть до самых простых вирусов. Название «нуклеиновые кислоты» отражает тот факт, что локализуются они главным образом в ядре (nucleus — ядро). При специфическом окрашивании на нуклеиновые кислоты ядра бывают очень хорошо видны в световом микроскопе. Выяснение структуры ДНК (дезоксирибонуклеиновой кислоты) — одного из двух существующих типов нуклеиновых кислот — открыло новую эпоху в биологии, так как позволило, наконец, понять, каким образом живые организмы хранят информацию, необходимую для регулирования их жизнедеятельности и каким образом передают эту информацию своему потомству. Выше мы уже отметили, что нуклеиновые кислоты состоят из мономерных единиц, называемых нуклеотидами. Из нуклеотидов строятся чрезвычайно длинные молекулы — полинуклеотиды.
Нуклеотиды. Строение нуклеотидов Молекула нуклеотида состоит из трех частей — пятиуглеродного сахара, азотистого основания и фосфорной кислоты. Сахар, входящий в состав нуклеотида, содержит пять углеродных атомов, т. е. представляет собой пентозу. В зависимости от вида пентозы, присутствующей в нуклеотиде, различают два типа нуклеиновых кислот — рибонуклеиновые кислоты (РНК), которые содержат рибозу, и дезоксирибонуклеиновые кислоты (ДНК), содержащие дезоксирибозу. В дезоксирибозе — ОН-группа при 2-м атоме углерода заменена на атом Н, т. е. в ней на один атом кислорода меньше, чем в рибозе. В обоих типах нуклеиновых кислот содержатся основания четырех разных видов: два из них относятся к классу пуринов и два — к классу пиримидинов. Основной характер этим соединениям придает включенный в кольцо азот. К числу пуринов относятся аденин (А) и гуанин (Г), а к числу пиримидинов — цитозин (Ц) и тимин (Т) или урацил (У) (соответственно в ДНК или РНК). Тимин химически очень близок к урацилу (он представляет собой 5-метилурацил, т. е. урацил, в котором у 5-го углеродного атома стоит метильная группа). В молекуле пуринов имеется два кольца, а в молекуле пиримидинов – одно.
6) Значение нуклеиновых кислот. Хранение, перенос и передача по наследству информации о структуре белковых молекул. Стабильность НК- важнейшее условие нормальной жизнедеятельности клеток и целых организмов. Изменение структуры НК- изменение структуры клеток или физиологических процессов- изменение жизнедеятельности.
14. Характеристика ферментов, витаминов и гормонов.
1. По строению ферменты делятся на простые (однокомпонентные) и сложные (двухкомпонентные). Простой фермент состоит только из белковой части; в состав сложного фермента входит белковая и небелковая составляющие. Иначе сложный фермент называют холоферментом. Белковую часть в его составе называют апоферментом, а небелковую – коферментом. Особенностью сложных ферментов является то, что отдельно апофермент и кофермент не обладают каталитической активностью.
В составе как простого, так и сложного фермента, выделяют субстратный, аллостерический и каталитический центры. Каталитический центр простого фермента представляет собой уникальное сочетание нескольких аминокислотных остатков, расположенных на разных участках полипептидной цепи. Образование каталитического центра происходит одновременно с формированием третичной структуры белковой молекулы фермента.
Субстратный центр простого фермента - это участок белковой молекулы фермента, который отвечает за связывание субстрата. Субстрат прикрепляется к ферменту за счет различных взаимодействий между определенными боковыми радикалами аминокислотных остатков и соответствующими группами молекулы субстрата. Субстрат с ферментом связывается посредством ионных взаимодействий, водородных связей; иногда субстрат и фермент связываются ковалентно. Гидрофобные взаимодействия также играют определенную роль при связывании субстрата с ферментом. В простых ферментах субстратный центр может совпадать с каталитическим; тогда говорят об активном центре фермента.
Аллостерический центр представляет собой участок молекулы фермента, в результате присоединения к которому какого-то низкомолекулярного вещества изменяется третичная структура белковой молекулы фермента, что влечет за собой изменение его активности. Аллостерический центр является регуляторным центром фермента.
В сложных ферментах роль каталитического центра выполняет кофермент, который связывается с апоферментом в определенном участке. Понятия субстратного и аллостерического центров для сложного фермента и для простого аналогичны.
2. По типу важнейших химических процессов, лежащих в основе жизни, все ферменты делят на шесть классов:
1. Оксидоредуктазы - ускоряют реакции окисления-восстановления.
2. Трансферазы - ускоряют реакции переноса функциональных групп и молекулярных остатков.
3. Гидролазы - ускоряют реакции гидролитического распада.
4. Лиазы - ускоряют не гидролитическое отщепление от субстратов определенных групп атомов с образованием двойной связи (или присоединяют группы атомов по двойной связи).
5. Изомеразы - ускоряют пространственные или структурные перестройки в пределах одной молекулы.
6. Лигазы - ускоряют реакции синтеза, сопряженные с распадом богатых энергией связей.
3. Ферменты являются главной составной частью пищеварительных соков. Они действуют, как специфические катализаторы биологического происхождения, во много раз ускоряющие расщепление белков, жиров и углеводов; без ферментов этот процесс невозможен. В состав конечных продуктов, образованных при расщеплении, ферменты не входят. Они вырабатываются в клетках пищеварительных желез и поступают в пищеварительные соки. Ферменты, переваривающие белки, выделяются в виде проферментов, что исключает самопереваривание тканей пищеварительного канала.
Все ферменты имеют белковую природу и поэтому разрушаются при нагревании. Они катализируют не только расщепление веществ, но и синтез веществ. Специфичность ферментов заключается в том, что каждый фермент действует только на вещество определенного состава и строения. ( Для белков свои, для липидов свои, для углеводов свои)
Все пищеварительные ферменты способствуют гидролизу, т. е. присоединению ионов водорода или гидроксильной группы и, следовательно, растворению веществ в воде. Каждый из пищеварительных ферментов действует в среде определенной реакции — либо нейтральной, либо кислой, либо щелочной. Есть ферменты, которые не участвуют в переваривании белков, жиров и углеводов, но превращают в активную форму протеолитические ферменты, выделяемые в неактивном состоянии. Синтез ферментов представляет собой процесс новообразования белка и протекает в организме непрерывно. Практически все процессы обмена веществ в организме происходят при участии ферментов.
15. Углеводный, липидный и белковый обмен в живых системах.
Метаболизм (обмен веществ) – химические реакции, которые возникают в живом организме для развития и поддержания жизни. Метаболизм делят на противоположные, но тесно связанные, 2 стадии:
1) Катаболизм – процесс расщепления сложных органических веществ до более простых, высвобождая при этом энергию
2) Анаболизм – процесс образования сложных органических веществ из простых, поглощая при этом энергию.
Метаболические пути – серии химических реакций обмена веществ с участием ферментов, где одни молекулы преобразуются в другие.
Ферменты выполняют очень большую роль в этих процессах, потому что выступают в роли катализаторов, также снижая порок энергетической активации.
Дата добавления: 2022-07-02; просмотров: 30; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!